chương 7 7 halogen

Cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử và đặc điểm cấu tạo phân tử halogen.- Do có 7 electron ở lớp ngoài cùng, chưa đạt cấu hình bền vững như khí hiếm, nên ở trạng thái tự do, h

I VỊ TRÍ CỦA NHÓM HALOGEN TRONG BẢNG TUẦN HOÀN = Nhóm VIIA

II TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN CỦA CÁC HALOGEN

- Halogen trong tự nhiên không tồn tại ở dạng đơn chất, chỉ tồn tại dạng hợp chất, chủ yếu tồn tại dưới dạng muối của các ion halide (F-, Cl-, Br-, I-)

- Ion fluoride được tìm thấy trong các khoáng chất như fluorite (CaF2,); fluorapatite (Ca5(PO4)3F) và cryolite (Na3AlF6)

- Ion chloride có nhiều trong nước biển, trong quặng halite (NaCl, thường gọi là muối mỏ), sylvite (KC1)

- Trong cơ thể người, nguyên tố chlorine có trong máu và dịch vị dạ dày (ở dạng ion Cl-), nguyên tố iodine có ở tuyến giáp (ở dạng hợp chất hữu cơ)

- Ion bromide có trong quặng bromargyrite (AgBr)

- Ion iodide trong iodargyrite (Agl), các ion này cũng có trong nước biển và các mỏ muối

Trong tự nhiên, các nguyên tố halogen tồn tại ở dạng hợp chất

Muối mỏ (NaCl) Nước biển (NaCl, NaBr, NaI) Quặng Fluorite (CaF 2 )

Khoáng cryolite Quặng Fluorapatite Quặng sylvinite

(Na 3 AlF 6 ) (Ca 5 (PO 4 ) 3 F) (NaCl.KCl)

Một số dạng tồn tại trong tự nhiên của các halogen

III CẤU HÌNH ELECTRON LỚP NGOÀI CÙNG CỦA NGUYÊN TỬ CÁC NGUYÊN TỐ

HALOGEN ĐẶC ĐIỂM CẤU TẠO PHÂN TỬ HALOGEN

1 Cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử và đặc điểm cấu tạo phân tử halogen.

- Do có 7 electron ở lớp ngoài cùng, chưa đạt cấu hình bền vững như khí hiếm, nên ở trạng thái tự do, hai nguyên tử halogen góp chung một cặp electron để hình thành phân tử

Công thức cấu tạo của phân tử halogen: X - X

Đơn chất halogen: X2, liên kết trong phân tử là liên kết cộng hoá trị không phân cực

Các nguyên tử halogen có 7 electron ở lớp ngoài cùng, dễ nhận thêm 1 electron để đạt được cấu hình electron bền của khí hiếm gần nhất:

ns np2 51e ns np2 6

Do vậy, số oxi hoá đặc trưng của các halogen trong hợp chất là -1

Tuy nhiên, khi liên kết với các nguyên tố có độ âm điện lớn, các halogen có thể có các số oxi hoá dương: +1, +3, +5, +7 (trừ fluorine có độ âm điện lớn nhất, nên fluorine luôn có số oxi hoá bằng -1 trong mọi hợp chất)

* F(Z=9): 1s22s22p5 Nguyên tử F có 2 lớp electron, không có phân lớp d nên chỉ có 1

electron độc thân, mặt khác F có độ âm điện lớn nhất vì thế F chỉ có số oxi hóa bằng -1 trong mọi hợp chất

* Các nguyên tố Cl, Br, I ở trạng thái

cơ bản có e độc thân

* Ngoài ra còn có phân lớp d còn

trống nên khi được kích thích thì 1,2,3

e thuộc s,p có thể chuyển đến những

obitan d còn trống tạo ra 3,5,7 e độc

thân vì thế các nguyên tố này ngoài số

oxi hóa = -1; +1 còn có thể có các số

oxi hóa +3;+5; +7

IV TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA CÁC HALOGEN

- Các halogen ít tan trong nước, tan nhiều trong dung môi hữu cơ không phân cực như hexane (C6H14), carbon tetrachloride (CCl4),… Trong y học, dung dịch iodine loãng trong ethanol được dùng làm thuốc sát trùng

- Bromine gây bỏng sâu khi tiếp xúc với da Hít thở không khí có chứa halogen với nồng độ vượt ngưỡng cho phép làm tổn hại niêm mạc tế bào đường hô hấp, gây co thắt phế quản, khó thở

- Ở nhiệt độ cao, iodine thăng hoa, chuyển từ thể rắn sang thể hơi dưới áp thường.

- Một số đặc điểm của các nguyên tố nhóm halogen

+ Từ fluorine đến iodine:

 Trạng thái tập hợp của đơn chất ở 20 °C thay đối: fluorine và chlorine ở thể khí, bromine ở thể lỏng, iodine ở thể rắn

 Màu sắc đậm dần: fluorine có màu lục nhạt, chlorine có màu vàng lục, bromine có màu nâu đỏ, iodine

có màu đen tím

 Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tăng dần

+ Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của đơn chất halogen bị ảnh hưởng bởi tương tác van der Waals giữa các phân tử Từ fluorine đến iodine, khối lượng phân tử và bán kính nguyên tử tăng, làm tăng tương tác van der Waals, dần đến nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi tăng

* Ở điều kiện thường, hãy dự đoán astatine tồn tại ở thể khí, thể lỏng hay thể rắn? Giải thích

V TÍNH CHẤT HÓA HỌC ĐẶC TRƯNG CỦA HALOGEN

- Halogen có cấu hình electron lớp ngoài cùng là ns2np5, nên nguyên từ có xu hướng nhận thêm 1 electron hoặc dùng chung electron với nguyên tử khác để đạt cấu hình electron bền vững của khí hiếm tương ứng

Sơ đồ tổng quát: X + le  X

Halogen cĩ 7 electron ở lớp ngồi cùng, nên nguyên tử halogen cĩ xu hướng nhận thêm 1 electron để tạo hợp chất ion hoặc dùng chung electron để tạo hợp chất cộng hố trị

- Tính chất hố học dặc trưng của halogen là tính oxi hố mạnh, tính oxi hố giảm dần từ fluorine đến iodine

TCHH * Tính oxh mạnh

nhất (chỉ cĩ tính

oxi hĩa).

Tính oxi hĩa và tính khử

Tính oxi hĩa và tính khử

*Tính oxi hĩa

I2<Br2<Cl2<F2

1.Tác

dụng

với kim

loại

Các halogen phản ứng với kim loại thể hiện các mức độ khác nhau, tạo muối halide

F2 oxi hĩa tất cả các

kim loại

2

2 Ag + F    2Ag F

Silver

fluoride

1

0 0 +3

2 Au +3F    2Au F

Gold fluoride

Ở nhiệt độ thường or khơng cao lắm

0 0 +1 -1 2

2 Na + Cl    2Na Cl

Sodium chloride

-1

0 0 +3

2 Fe +3Cl    2Fe Cl

Iron(III) chloride

Ở nhiệt độ cao

0 0 +1 1 2

2 Na + Br    2Na Br

Sodium bromide

1

0 0 +3

2 Fe +3Br    2Fe Br

Iron (III) bromide

Ở nhiệt độ cao hoặc xúc tác

0 0 +1 1 2

2 Na + I    2Na I

Sodium iodide

2

1

0 0 +3

xt:H O

3I +2 Al    2Al I

Aluminium iodide

2 Tác

dụng

với

hydroge

nH 2

* nổ mạnh với H2

trong bĩng tối và t0

rất thấp

0

0 0 +1 -1

-252 C

2 2 bóng tối

H + F     2 H F

Hydrogen

fluoride

Cần ánh sáng (ánh sáng mặt trời or ánh sáng cháy Mg) hoặc đun nĩng

Cl2 + H2

askt

   2HCl Hydrogen chloride

Ở t0 cao (200-4000C)

0

0 0 +1 -1

t

2 2

H + Br   2 H Br

Hydrogen bromide

Ở t0 cao

(350-5000C) xt: Pt, pứ thuận nghịch

0

0 0 xt,t +1 -1

2 2

H + I     2 H I

Hydrogen iodide

NLLK

(E b )

HF: 565 KJ/mol HCl: 427 KJ/mol HBr: 363 KJ/mol HI: 295 KJ/mol

3 Tác

dụng

với

nước

Oxi hĩa được nước,

mãnh liệt ở nhiệt độ

thường

0

Chlorine tan vừa phải

→ nước clo màu vàng nhạt,1 phần Chlorine

tác dụng chậm với nước

2 2

Cl  H O    H C l  H C lO

Cl2: vừa khử vừa oxi hĩa HCl: hydrochloric acid

HClO:hypochlorous acid

Phản ứng rất chậm với nước

2 2

Br + H O € H Br +H Br O

Br2: vừa khử vừa oxi hĩa HCl: hydrochloric acid

HClO:hypochlorous acid

Hầu như I2 khơng tác dụng với nước

* HClO: Hypochlorous acid cĩ tính oxi hố mạnh nên chlorine trong nước cĩ khả năng diệt

khuẩn, tẩy màu và được ứng dụng trong khử trùng nước sinh hoạt

=> Khí chlorine ẩm cĩ tính tẩy màu do Cl2 phản ứng với nước tạo HClO và HCl

4 Tác - Halogen phàn ứng với dung dịch kiểm, sản phẩm tạo thành phụ thuộc vào nhiệt độ phản ứng

dụng

với

dung

dịch

kiềm

0

t

2 2 2 2

(X : Cl Br , I )

 Đây là những phản ứng tự oxi hĩa – khử

-Ví dụ, chlorine phàn ứng với dung dịch NaOH ở nhiệt độ thường và nhiệt độ trên 70°C:

NướcJavel

        

- Nước Javel (chứa NaClO (sodium hypochlorite), NaCl và một phần NaOH dư) được dùng làm chất tẩy rửa, khử trùng

- Khi đun nĩng, Cl2 phản ứng với dung dịch kiềm tạo thành muối chlorate:

0

70 C

0

70 C

Potassium chlorate (KClO3) là chất oxi hố mạnh, được sử dụng chế tạo thuốc nổ, hỗn hợp đầu que diêm,

5 Tác dụng với dung dịch muối halide

Chlorine cĩ thể oxi hố ion Br- trong dung dịch muối bromide và ion I- trong dung dịch muối iodide, bromine cĩ thể oxi hố ion I- trong dung dịch muối iodide

Cl 2NaBr 2NaCl Br

Cl 2NaI 2NaCl I

Br 2NaI 2NaBr I

- Trong cơng nghiệp, phản ứng giữa chlorine và ion bromide được ứng dụng để điều chế bromine từ nước biển

VII ĐIỀU CHẾ CHLORINE

- Trong phịng thí nghiệm:

MnO2 + 4HCl đặc  to MnCl2 + Cl2  + 2H2O

2KMnO4 + 16HCl(đặc)    2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

- Trong cơng nghiệp, chlorine được sản xuất ở nhiệt độ thường bằng cách điện phân dung dịch muối ăn bão hồ, cĩ màng ngăn giữa các điện cực:

2NaCl + 2H2O     đpdd;c.m.n 2NaOH + H2  + Cl2 

VII ỨNG DỤNG CỦA CÁC HALOGEN

 Tìm hiểu ứng dụng của halogen

Fluorine: Dược sử dụng trong sản xuất các chất dẻo ma sát thấp, như teflon phủ trên bề mặt chảo chống

dùng trong sản xuất nhôm; sodium fluoride sử dụng như một loại thuốc trừ sâu, chống gián; một số muối fluoride khác được thêm vào thuốc đánh răng, tạo men răng,

Chlorine: Là chất oxi hoá mạnh, được sử dụng làm chất tẩy trắng và khử trùng nước Một lượng lớn

chlorine được dùng để sản xuất các dung môi như carbon tetrachloride (CCl4), chloroform (CHCl3), 1,2-dichloroethylene (C2H2C12),

Bromine: Được sử dụng để điều chế thuốc an thẩn, thuốc trừ sâu, thuốc nhuộm, mực in; silver bromide

(AgBr) là chất nhạy với ánh sáng, dùng để tráng phim ảnh, phụ gia chống ăn mòn cho xăng,

Iodine: Là nguyên tố vi lượng cần thiết cho dinh dưỡng của con người, thiếu iodine có thể gây nên tác

hại cho sức khoẻ như gây bệnh bướu cồ, thiểu năng trí tuệ, hồn hợp ethanol và iodine là chất sát trùng phổ biến Các hợp chất iodide được sử dụng làm chất xúc tác, dược phẩm và thuốc nhuộm

AgBr dùng trong phim ảnh Cồn – iot dùng sát trùng vết thương

B HYDROGEN HALIDE VÀ MỘT SỐ PHẢN ỨNG CỦA ION HALIDE

I CẤU TẠO PHÂN TỬ

- Phân tử hydrogen halide (HX) gồm môt liên kết cộng hoá trị Các phân tử HX là phân tử phân cực

- Mô hình liên kết

AO s AO p Liên kết 

Công thức phân tử Tên gọi Độ dài liên kết (pm) Năng lượng liên kết (kJ/mol)

I TÍNH CHẤT VẬT LÍ CỦA HYDROGEN HALIDE

- Hydrogen halide là hợp chất của hydrogen với halogen, công thức tồng quát là HX, với X là halogen Hậu tố “ide” trong hydrogen halide được thay thế từ hậu tố “ine” của tên halogen

- Ở điều kiện thường, hydrogen halide tồn tại ở thể khí, tan tốt trong nước, tạo thành dung dịch hydrohalic acid tương ứng

* Đặc điềm, tính chất vật lí của hydrogen halide (HX)

Tên hợp chất Hydrogen

fluoride

Hydrogen chloride

Hydrogen bromide Hydrogen iodide

Liên kết hydrogen giữa các phân tử HF

- Nhờ liên kết hydrogen giữa các phân tử nên hydrogen fluoride khó bay hơi hơn các hydrogen halide còn lại.

- Nhiệt độ sôi của các hydrogen halide tăng dấn từ HCl đến HI Nguyên nhân là do khối lượng phân tử tăng, làm tăng năng lượng cần thiết cho quá trình sôi; đồng thời, sự tăng kích thước và số electron trong phân tử, dẫn dến tương tác van der Waals giữa các phản tử tăng

- Các phân tử hydrogen fluoride hình thành liên kết hydrogen liên phân tử, loại liên kết này bền hơn tương tác van der Waals, nên nhiệt độ sôi của hydrogen fluoride cao bất thường so với các hydrogen halide còn lại

H – F ……H – F … H – F

II TÍNH CHẤT HÓA HỌC HYDROHALIC ACID

* Tính acid của các hydrohalic acid

Tương tác van der Waals giữa các phân tử HX

- Tính acid của các hydrohalic acid tăng dần từ hydrofluoric (yếu) acid đến hydroiodic acid (rất mạnh).

- Hydrofluoric acid (HF) là acid yếu, nhưng có tính chất đặc biệt là ăn mòn thuỳ tinh, phương trình hoá học của phản ứng:

SiO2 + HF→SiF4 + 2H2O

- Các dung dịch HC1, HBr, HI là những acid mạnh, có đầy đủ tính chất hoá học chung của acid như làm quỳ tím chuyển sang màu đỏ, tác dụng với kim loại đứng trước hydrogen trong dãy hoạt động hoá học, tác dụng với basic oxide, base và một số muối

+ Làm quì tím chuyển sang màu đỏ

+ Tác dụng với kim loại ( đứng trước hidro)

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

+Tác dụng với oxit bazơ:

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O

+ Tác dụng với bazơ:

Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O

+ Tác dụng với muối:

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

b) Tính khử

Ngoài tính acid, hydrohalic acid còn có tính khử, ví dụ:

2KMnO4 + 16HCl→ 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

III TÍNH KHỬ CỦA CÁC ION HALIDE

Trong ion halide, các halogen có số oxi hoá thấp nhất là -1, do đó ion halide chỉ thể hiện tính khử trong phản ứng oxi hoá - khử

Tính khử của các ion halide tăng theo chiều F- <Cl- <Br- < I

-Khi đun nóng các muối khan halide với chất oxi hoá mạnh, như dung dịch H2SO4 đặc, ion chloride không khử được H2SO4 đặc nên chỉ xảy ra phản ứng trao đổi

KCl + H2SO4 đặc → KHSO4, + HCl

Ion bromide khử H2SO4 đặc thành SO2, và Br- bị oxi hoá thành Br2, sản phẩm có màu vàng đậm

2K Br 2H S O (dac)      Br S O   K SO  2H O

Ion iodide có thể khử H2SO4đặc thành H2S, S, SO2, tuỳ vào điều kiện phản ứng và I- bị oxi hoá thành I2,

có màu đen tím

0

0

0

IV NHẬN BIẾT ON HALIDE TRONG DUNG DỊCH

- Hầu hết các muối halide đều dễ tan trong nước, trừ một số muối không tan như silver chloride, silver

bromide, silver iodide và một số muối ít tan như lead chroride, lead bromide

- Phân biệt các ion F-, Cl- , Br- và I- bằng cách cho dung dịch silver nitrate (AgNO3) vào dung dịch muối của chúng

F- (NaF) Cl- (NaCl) Br- (NaBr) I- (NaI)

Dd AgNO3 Không hiện tượng Kết tủa trắng

AgCl

Kết tủa vàng nhạt AgBr

Kết tủa vàng đậm AgI

NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO,

NaBr + AgNO3  AgBr + NaNO3

NaI + AgNO3  AgI + NaNO3

Dung dịch NaF không phản ứng với dung dịch AgNO3

VI ỨNG DỤNG CỦA CÁC HYDROGEN HALIDE

Hydrogen halide có nhiều ứng dụng trong đời sống và sản xuất

MỘT SỐ ỨNG DỤNG CỦA HYDROGEN BROMIDE (HBr)

Làm chất chống cháy Nhựa epoxy Sản xuất các vi mạch điện tử